AULA 10

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Prof. Henrique Mourão 
CTD130 – QUÍMICA TECNOLÓGICA I 
 
TEORIA 
Instituto de Ciência e Tecnologia 
Cap 9: 
 Geometria molecular e teorias 
de ligação 
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade 
atômica: elas nos mostram o número e os tipos de 
ligações entre os átomos. 
 
• A forma espacial de uma molécula é determinada 
por seus ângulos de ligação. 
 
 
Formas espaciais moleculares 
Formas espaciais moleculares 
• Considere o CCl4: EXPERIMENTALMENTE verificamos 
que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 
109,5. 
• A molécula não pode ser plana; 
• Todos os átomos de Cl estão localizados nos 
vértices de um tetraedro com o C no seu centro 
Apolar 
• A forma espacial de moléculas do tipo ABn pode ser 
derivada de uma das cinco geometrias fundamentais: 
Formas espaciais moleculares 
• Considerar moléculas (e íons) de fórmula geral ABn: 
têm um único átomo central (A) ligado a n átomos (B) do 
mesmo tipo. 
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Vamos examinar estas cinco principais geometrias: 
1-Linear: um arranjo linear de átomos ocorre 
quando todos eles estão em linha reta. Ângulo 
de ligação é 180º. 
(Ex: BeCl2) 
2- Trigonal Plana: Um arranjo triangular de 
quatro átomos possui todos eles no mesmo 
plano. Todos os três ângulos de ligação 
são de 120º. (Ex: BCl3) 
3 – Tetraédrica: um tetraedro é uma pirâmide de 
quatro lados, cujas faces são triângulos 
equiláteros. O átomo central está localizado no 
centro. Os ângulos de ligação são todos iguais 
e têm o valor de 109,5º. (Ex: CH4) - OCTETO 
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4- Bipiramidal trigonal: duas pirâmides triangulares 
(semelhantes a tetraedros) que têm uma face em comum. 
Um átomo central está cercado por cinco outros átomos. 
 
Entre ligações situadas no plano triangular central o 
ângulo é de 120º. Entre uma ligação que aponte para 
cima ou para baixo da bipirâmide trigonal o ângulo é 
de somente 90º. 
(Ex: PCl5) 
 
5- Octaédrica: Possui seis vértices e oito faces. Base 
quadrada; 
O átomo central está cercado por seis outros átomos que 
estão nos vértices do octaedro. 
O ângulo entre qualquer par de ligações adjacentes é o 
mesmo e possui o valor de 90º. (Ex: SF6) 
 
• Existem formas simples para 
as moléculas AB2 e AB3. 
As possíveis formas espaciais de moléculas do tipo ABn 
dependem do valor de n . 
• Origem de outras estruturas a partir das estrutura básica 
tetraédrica: originam as estruturas Piramidal trigonal e 
Angular. 
Formas espaciais moleculares 
(formas secundárias) 
 
 
 
Teoria de Repulsão dos Pares de 
Elétrons no Nível de Valência (RPENV). 
 
Modelo RPENV: previsão da geometria 
Modelo RPENV: conceitos 
• Domínio de elétrons: regiões no espaço contendo um par 
de elétrons ligante ou um par não ligante. 
 
• Em geral um domínio de elétron consiste em um par 
não-ligante (1), uma ligação simples ou uma ligação 
múltipla (2). 
 
 
• Arranjo eletrônico: posições no espaço de TODOS os 
pares de elétrons (ligantes ou não ligantes). 
 
• Geometria: distribuição no espaço dos ÁTOMOS. 
• Para determinar geometria molecular: 
 
• Desenhe a estrutura de Lewis, 
• Ordene os domínios de elétrons (e depois os átomos) em 
uma das geometrias para minimizar a repulsão e--e-; 
• Deduza a geometria. 
Modelo RPENV 
No modelo RPENV determinamos a geometria molecular a partir do 
arranjo dos elétrons. 
Procedimento: determinar a estrutura de 
Lewis......Arranjo.......Geometria molecular; 
 
Exemplo: NH3 tem quatro domínios de elétrons ao redor do N. 
 
 As repulsões entre os quatro domínios são minimizadas quando os 
domínios apontam em direção aos vértices de um tetraedro. 
 
Entretanto, um desse domínios é relativo a um par de elétrons não-
ligantes. 
 
A GEOMETRIA (estrutura molecular) do NH3 é piramidal trigonal. 
É a distribuição tetraédrica dos 4 domínios de elétrons que nos 
leva a determinar a geometria molecular piramidal trigonal. 
 O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações 
múltiplas nos ângulos de ligação 
 
• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois 
núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. 
• Os ângulos de ligação diminuem quando o número de 
pares não-ligantes aumenta. 
 
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
Modelo RPENV 
Arranjos tetraédricos 
 O efeito dos elétrons não-ligantes nos ângulos 
de ligação 
 
Modelo RPENV 
Os elétrons não-ligantes ocupam volume maior e exercem 
forças repulsivas maiores nos domínios de elétrons adjacentes. 
 O efeito de ligações múltiplas nos ângulos de 
ligação 
 
• Os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do 
que os elétrons nas ligações simples. 
 C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Modelo RPENV 
Exercício 1: Use o modelo de repulsão dos pares 
de elétrons (RPENV) para determinar as 
geometrias moleculares de (a) O3; (b) SnCl3
-. 
 Moléculas com níveis de valência 
expandidos 
• Os átomos que têm expansão de octeto têm 
arranjos AB5 (de bipiramidal trigonal) ou AB6 
(octaédricos). 
 
Modelo RPENV 
 Moléculas com níveis de valência expandidos 
 
• Bipiramidal trigonal: para minimizar a repulsão e--e- , 
os pares solitários são sempre colocados em posições 
equatoriais. 
Modelo RPENV 
Octraédrica: um par em 
qualquer posição e dois 
pares, axiais. 
Não-ligantes: no equatorial 
• Não há prioridade se for só um par não-ligante; 
• Se forem dois pares, ficam na axial. 
Exercício 2: Determine a geometria das seguintes 
moléculas: (a) CF4; (b) PF5; (c) SF4; (d) SF6; 
(e) BrF5. 
• Ligação apolar: molécula apolar; 
• Quando existe uma diferença de 
eletronegatividade entre dois átomos, a ligação 
entre eles é polar; 
 
• MAS é possível que uma molécula que 
contenha ligações polares não seja polar. 
 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de 
ligação não se cancelam: molécula polar. 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
 
• A polaridade como um todo de uma molécula 
depende de sua geometria molecular. 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
As moléculas nas quais o átomo central é rodeado 
simetricamente por átomos idênticos (BF3 e CCl4) 
são apolares. 
 
 
Para situações assimétricas e/ou pares não-ligantes 
deve-se avaliar a geometria. 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
Exercício 2: Determine se as seguintes moléculas 
são polares ou apolares a partir das suas 
estruturas tridimensionais: (a) BrCl; (b) SO2; (c) 
SF6.